Eserciziario di Chimica

(1)

Eserciziario di Chimica

(2)

(3)

Indice

1 Stechiometria 7 1.1 . . . 7 1.2 . . . 7 1.3 . . . 8 2 Redox 9 2.1 . . . 9 2.2 . . . 10 2.3 . . . 10 2.4 . . . 10 2.5 . . . 11 3 Miscele gassose 13 3.1 . . . 13 3.2 . . . 13 3.3 . . . 14 4 Equilibri chimici 17 4.1 . . . 17 4.2 . . . 18 4.3 . . . 19 4.4 . . . 20 4.5 . . . 20 5 Soluzioni 23 5.1 . . . 23 5.2 . . . 23 5.3 . . . 24 5.4 . . . 24 5.5 . . . 24

(4)

INDICE

6 Propriet`a colligative 27

(5)

Disclaimer

Questo documento raccoglie esercizi del corso di Chimica tenuto dal Prof. G. Sotgiu nell’Anno Accademico 2007/2008 per Corso di Laurea in Ingegneria Informatica, nell’Universit`a degli Studi RomaTre. Qui vengono raccolti eser-cizi svolti a lezione ed esereser-cizi svolti sul forum http://forum.studentidia. org. Gli autori degli esercizi svolti e l’autore del presente eserciziario non si assumono alcuna responsabilit`a per errori derivanti da un suo uso scorretto e da eventuali errori o sviste.

(6)

(7)

Capitolo 1

Stechiometria

1.1

AlCl3· 6H2O −→ Al2O3+ . . .

Quanto AlCl3 serve per ottenere 10 grammi di residuo?

Innanzitutto dobbiamo avere un’idea di quello che pu`o essere il bilancia-mento della reazione:

2AlCl3· 6H2O −→ Al2O3+ . . .

Dall’equazione chimica abbiamo gi`a la prima informazione: da 2 moli della prima sostanza (x) otteniamo una mole della seconda (y). Calcoliamo il nu-mero di moli della seconda sostanza:

ny = _pfqy_y = ₁₀₂10 = 0, 098moli

A questo punto:

nx = 2 · ny = 0, 196 moli

qx = nx· pfx = 0, 196 · 241, 43 = 47, 34g

1.2

Calcolare quanti grammi di fosforo e quanti grammi di idrossido potassio sono necessarie per ottenere 10 grammi di KH2P O2 secondo la reazione:

P4+ 3KOH + 3H2O −→ P H3+ 3KH2P O2

Dobbiamo calcolare il numero di moli di KH2P O2 che dobbiamo

ottene-re:

n = 10

104,1 = 0, 096

(8)

CAPITOLO 1. STECHIOMETRIA

mole di KH2P O2, quindi

n(KOH) = n(KH2P O2)→ q(KOH) = n(KH2P O2)· P F(KOH)= 0, 096 · 56, 1 = 5, 39

grammi

Sempre dall’equazione vediamo che da una mole di fosforo otteniamo 3 moli di KH2P O2, quindi le due sostanze sono presenti in un rapporto 1:3

n(P4) = 1 3· n(KH2P O2) → q(P4)= 1 3· n(KH2P O2)· P F(P4) = 1 3· 0, 096 · 124 = 3, 968 grammi

1.3

20 grammi di una miscela di Al2(SO4)3 e Na2SO4 trattati con BaCl2 in

eccesso, producono in totale 35.24 grammi di BaSO4. Noti i pesi formula si

calcoli la composizione percentuale in peso della miscela iniziale.

Svolgimento: Innanzi tutto teniamo conto dei diversi pesi formula: BaSO4 =

233.36 e Moli= Moli = 35.24

233.36 = 0.15 Al2(SO4)3 = 342 Na2SO4 = 142

Il Peso formula del BaCl2 non ci `e utile; Passiamo ai bilanciamenti:

1)Al2(SO4)3 + 3BaCl2 =⇒ 3BaSO4 In sostanza aggiungiamo 3 moli al

Bacl2 e al BaSO4

Sappiamo che il rapporto cosi `e di 1 : 3 ,quindi se chiamiamo Al2(SO4)3

come componente x abbiamo:

1molecolaAl2(SO4)3 : ₃₄₂x = 3molecoleBaSO4 : x0

Ricavo che x0 _{= 3} x

342

Analogamente ripetiamo lo stesso procedimento per l’altro componente

Na2SO4 che chiameremo y

2)Na2SO4+ BaCl2 =⇒ BaSO4+ 2NaCl Rapporto `e di 1 : 1 quindi:

1molecolaN a2SO4 : ₁₄₂y = 1molecolaBaSO4 : x00

x00 ₌ y

142

Indi per cui abbiamo cosi il sistema: © x + y = 20, 0g3 x 342 + y 142 = 0.15Moli Semplifico il 3 e il 342 e ottengo: x 114 + y 142 = 0.15

Divido le basi dei numeratori per il denominatore, quindi nel caso della x faccio 1

114 e nel caso della y faccio 1421 . Ottengo:

0.00877x + 0.007y = 0.15 Sapendo che x = 20 − y sostituiamo per tenerci solo le y e otterremo:

0.00877(20 − y) + 0.007y = 0.15 =⇒ 0.1754 − 0.00877y + 0.007y = 0.15 0.0254 = 0.00177y =⇒ y = 14.36g di conseguenza x = 5.65g

Calcoliamo infine le percentuali:

(9)

Capitolo 2

Redox

2.1

K2Cr2O7+ C + H2SO4 −→ Cr2(SO4)3+ CO2+ K2SO4+ H2O

Per prima cosa bisogna trovare i numeri di ossidazione, mettendo in evidenza acquisto e cessione di elettroni:

Cr+6₂ → Cr+3₂ un atomo di cromo cede 3 elettroni, quindi complessivamente ne vengono ceduti 6 c0 _{→ c}+4 _{vengono acquistati 4 elettroni}

ora:

mcm(4, 6) = 12

12

6 = 2(moltiplicatore per il cromo) 12

4 = 3(moltiplicatore per il carbonio)

La semireazione `e: 3C0_{+ 2Cr}

2+6 → 3C+4 + 2Cr+32

ora mettiamo i coefficienti davanti alle molecole con cromo e carbonio tra i reagenti e tra i prodotti, cos`ı come tra i prodotti, per il resto del bilancia-mento si procede come per le reazioni normali

2K2Cr2O7+ 3C + 8H2SO4 −→ 2Cr2(SO4)3+ 3CO2+ 2K2SO4+ 8H2O

Il procedimento per le redox `e abbastanza standard, bisogna fare molta at-tenzione nel determinare i numeri di ossidazione e le specie che acquistano e cedono elettroni (cio ˜A¨ nella fase iniziale). Sbagliando una cosuccia qui viene falsato tutto l’esercizio.

Pu`o anche capitare che la stessa specie chimica compaia tra i prodotti sia come specie che si ossida che come specie che si riduce, non `e un errore (o almeno potrebbe non esserlo)

(10)

CAPITOLO 2. REDOX

2.2

Questa `e una redox di disproporzione. Le disproporzioni sono classe di Redox in cui la stessa specie chimica si ossida in un prodotto e si riduce in un altro

K2MnO4+ H2O + CO2 −→ MnO2+ KM nO4+ KHCO3

Come al solito vanno ricercati i numeri di ossidazione

K₂+1Mn+6_O−2

4 +H2+1O−2+C+4O2−2 −→ Mn+4O−22 +K+1Mn+7O−24 +K+1H+1C+4O3−2

Possiamo vedere che il manganese si riduce in MnO2 guadagnando 2

elettro-ni e si ossida in KMnO4, perdendo 1 elettrone. Veniamo alle semireazioni:

Mn+6_{+ 2e}−_{→ Mn}+4_(x1)

Mn+6 _{→ Mn}+7_{+ 1e}−_{(x2) I coefficienti della prima semireazione non vanno}

moltiplicati, quelli della seconda vanno moltiplicati per due (solito discorso: il moltiplicatore si trova facendo il minimo comune multiplo tra il numero di elettroni scambiati e dividendo per il numero di elettroni acquistati o ceduti nella semireazione).

Quindi abbiamo:

3Mn+6 _{→ Mn}+4_{+ 2Mn}+7

Procedendo mettendo questi coefficienti dove servono, e bilanciando il resto col metodo classico si trova:

3K2MnO4+ 2H2O + 4CO2 −→ 1MnO2+ 2KMnO4+ 4KHCO3

2.3

Qui abbiamo una redox di sinproprorzione. Niente di troppo complicato, semplicemente la stessa specie compare nei reagenti con diverso numero di ossidazione e tra i prodotti con lo stesso numero.

NaI + NaIO3+ H2SO4 −→ I2+ Na2SO4+ H2O

Ricercando i numeri di ossidazione troviamo che in NaI lo iodio ha numero di ossidazione -1, e in NaIO3 ha numero di ossidazione +5. La prima specie

quindi perde un elettrone ossidandosi e la seconda ne acquista 5, riducendosi. Non c’ ˜A¨ niente di troppo strano, semireazioni:

I−1 _{→ I}0

2 + 1e−(x5)

I+5_{+ 5e}− _{→ I}0

2(x1) Procedendo come sempre si trova:

5NaI + 1NaIO3+ 3H2SO4 −→ 3I2+ 3Na2SO4+ 3H2O

2.4

(11)

CAPITOLO 2. REDOX H+1_N−1/3

3 + O02 −→ N+4O−22 + H2+1O−2

Ossidazione N₃−1/3 −→ N+4 _N−1/3

3 −→ 3N+4 Qui, moltiplichiamo

en-trambi gli apici per 3 (ovvero il denominatore del primo apice) ottenendo

N−1

3 −→ 3N+12+ 13e− cessione di [b]13[/b] elettroni.

Riduzione O0

2 −→ O−22 O20+ 4e− −→ 2O−22 Acquisto di [b]4[/b] elettroni.

moltiplichiamo...

4HN3+ 13O2 −→?NO2+?H2O 4HN3+ 13O2 −→ 12NO2+?H2O

Bilanciando con l’ossigeno... 4HN3+ 13O2 −→ 12NO2+ 2H2O

2.5

K2S3O6 + KMnO4 + KOH → MnO2 + K2SO4 + H2O K2+1S3+10/3O6−2 +

K+1_Mn+7_O−2

4 + K+1O−2H+1 → Mn+4O2−2+ K2+1S+6O4−2+ H2O

3S+10/3 _{→ 3S}+6 _{Qui, moltiplichiamo entrambi gli apici per 3 (ovvero il}

denominatore del primo apice) ottenendo 10 e 18: cessione di 8 elettroni.

Mn+7 _{→ Mn}+4 _{Acquisto di 3 elettroni.}

(12)

(13)

Capitolo 3

Miscele gassose

3.1

Una miscela gassosa composta da Cl2 e H2 ha densit`a relativa all’idrogeno

pari a 18,087. Calcolare le frazione molari

Allora i dati del problema sono:densit`a relativa dell’idrogeno, le incognite sono la frazione molare del cloro e dell’idrogeno

Per prima cosa scriviamoci la formula per la densit`a relativa:

drel = _{P F}P F_rifx

ovvero

drel = PF/2 (il peso formula dell’idrogeno `e 2)

Ricaviamoci il peso formula e viene PF= 2 · drel= P FCl2 · XCl2 + P FH2 · XH2

Dove le X indicano le frazioni molari

Dato che la somma delle frazioni molari parziali deve dare sempre 1, possia-mo scrivere una seconda equazione:

XCL2 + XH2 = 1

Mettiamo a sistema le due equazioni trovate e otteniamo che la frazione molare del Cloro `e 0,49, mentre la frazione molare dell’idrogeno `e 0,51.

3.2

Una miscela gassosa `e composta da O2 e H2.Dati del problema:

O2, V1 = 10, 0L,Temperatura = 25 ◦ C , Pressione=2,0 atm

H2, V2 = 10, 0L,Temperatura = 0 ◦C , Pressione=1,0 atm

(14)

CAPITOLO 3. MISCELE GASSOSE

Allora per prima cosa scriviamo la reazione chimica e la bilanciamo:

H2 + O2 −→ H2O

bilanciandola otteniamo: 2H2+ O2 −→ 2H2O

Ora devo stabilire se qual’`e il reattivo limitante nella reazione, in modo da ottenere le moli del prodotto. Sfrutto l’equazione del gas perfetto

piccola nota: il professore ha detto che possiamo applicare la formula perché siamo in condizioni di T e P standard ovvero zero gradi e 1 atm, ma ciò è vero solo per l’idrogeno, quindi io non ho capito perché applica la formula anche all’ossigeno nO2 = P V RT = 2·10 0.0821·298,15 = 0.817 moli

idem per l’idrogeno:

nH2 =

P V

RT = 0.0821·273,151·10 = 0, 446 moli

Dai dati trovati osserviamo che è l’idrogeno che è il limitante della reazione, mentre l’ossigeno è il reagente in eccesso.

nH2O = 0,446 moli

Dalla relazione n = q

P.A. mi ricavo che

q(H20) = 0, 446 · 18 = 8, 028g

3.3

Abbiamo una miscela di H2 e O2 alla temperatura di 200 ◦C. Ossigeno e

idrogeno reagiscono per formare H2O. Nella combustione consumo tutto il

componente in difetto.Dopo la combustione ho un peso molecolare medio (PM) pari a 24.

Come prima scrivo la reazione di combustione e la bilancio 2H2 + O2 −→ 2H2O

allora la formula del peso molecolare medio `e

n

X

i=0

Xi· P Fi

Nell’ipotesi che P Ma< P Mb abbiamo che P Ma< P M < P Mb

Quindi,dato che brucio tutto il limitante, alla fine avr`o soltanto H2O + o

l’idrogeno oppure l’ossigeno.

Analizziamo il primo caso, ovvero che alla fine della combustione rimanga soltanto H2O e H2

Se questo è vero, in base a quanto scritto primo, il peso molecolare dovrebbe essere compreso tra 2(PF idrogeno) e 18(PF acqua), ma questo non è vero poiché tra i dati del testo ho che il PM è 24.

(15)

CAPITOLO 3. MISCELE GASSOSE

compreso tra 18 e 32.

Arrivati a questo punto l’esercizio si fa un p`o pi`u complicato:

ntotali = 1 , pongo y uguale ad XH2 e z uguale a XO2

PM = Xn₀₂(finale) ·32 + Xn_H2O(finale) ·18 = 24

pongo nH2O = y

n02 = n02(iniziale) - n02(reagenti) = Z −

y

2

y

2 deriva dal fatto che idrogeno e ossigeno sono in proporzione 2:1 quindi

per 1 molecola di idrogeno ne corrisponde mezza di ossigeno combinando le due equazioni ottengo che:

XH2O = y z+y₂ XO2 = z−y₂ z+y₂ Risultati numerici: y= 0,44 z= 0,56

(16)

(17)

Capitolo 4

Equilibri chimici

4.1

Una mole di P Cl5 viene fatto riscaldare in un contenitore da 1 litro a una

temperatura di 230 ◦ _{c generando cos`ı la reazione bilanciata:}

P Cl5 ⇐⇒ P Cl3+ Cl2

Considerando che Kc= 0,022 Calcolare: MP Cl5=?

MP Cl3=?

MCl2=?

Costruisco la mia tabella di equilibrio in questo modo:

P Cl5 ⇐⇒ P Cl3 Cl2

Inizio 1 ⇐⇒ -

-Variazione -x ⇐⇒ x x

Equilibrio 1-x ⇐⇒ x x

Detto ci`o `e necessario ragionare in funzione dell’unico elemento che conoscia-mo ovvero Kc

Kc= 0.022 = [P Cl3]·[Cl2]

[P Cl5]

Che sarebbe uguale a: XV X V

1−X

V

In sostanza abbiamo trasformato i singoli elementi nella loro forma essenziale ovvero N umero.di.moli.(la.nostra.incongnita.x)_{V olume}

Proseguiamo, semplificando risulta che al numeratore la moltiplicazione ge-nera X2V 2

1−X

V

Semplificando il volume risulta: X2V

1−X

E ancora sappiamo che V = 1 Litro quindi dividendo X2 _{per 1 ci leviamo di}

torno ”V“

(18)

CAPITOLO 4. EQUILIBRI CHIMICI

moltiplicarsi con 0.022: X2 _{= 0, 022(1 − X)}

La risultante `e un equazione di secondo grado: X2 _{+ 0, 022X − 0, 022 = 0}

risolvendo abbiamo un termine negativo quindi da non prendere e un termine positivo: X = 0, 139

Da ci`o finalmente sappiamo che: MP Cl3 = 0.139

MCl2 = 0.139

MP Cl5 = 1 - 0.139 = 0.861

4.2

Data la reazione: Re + HNO3 =⇒ HReO4+ NO + H2O

Calcolare:

1. I grammi necessari di HN O3 per ossidare 3, 26g di Re(PF=186.2)

2. Il volume di NO generato dalla stessa quantit`a di Re e dalla quantit`a necessaria di HN O3 a temperatura 0◦C e alla pressione di 1 atm.

Innanzi tutto `e necessario bilanciare la reazione.

CONSIGLIO N◦ _{1 Scrivere il tipo di ambiente di lavoro se acido o alcalino.}

Prendetela come regola fissa; sicuramente non sar`a questo a farvi prendere 30L ma un chimico si distingue sempre da come dimostra di proprio lavoro. Riscriviamo la reazione e andiamo avanti scrivendo sopra ogni elemento il proprio numero di ossidazione:

Re0_{+ H}+1_N+5_O−2

3 =⇒ H+1Re+7O4−2+ N+2O−2+ H2+1O−2

Re + NO−

3 + H+ =⇒ ReO−4 + H++ NO + H2O

Ambiente di lavoro: acido H+

Re + 4H2O =⇒ ReO4+ 7e−+ 8H+ x3

NO−

3 + 3e−+ 4H+=⇒ NO + 2H2O x7

CONSIGLIO N◦_{2: circondate sempre gli elettroni con la penna per}

met-terli in evidenza, farete bella figura

Il risultato con l’aggiunta degli ioni H+ _{e le semplificazioni di H}+ _{e H} 2O

(19)

`e:

3Re + 7HN O3 =⇒ 3HReO4+ 7NO + 2H2O

A questo punto la reazione `e bilanciata e possiamo svolgere i 2 esercizi.

• Calcoliamo le moli di Re Nmoli = 3.26

186.2 = 0.0175Moli

3Molecole di Re : 0.0175Moli=7Molecole di HNO3:X

X = 0.0175·7 3 = 0.04Moli g = Nmoli · P F PFHNO3 = 63 g = 0.04 · 63 = 2.52g • V = N moli·R·T P

Anche qui 3Molecole di Re : 0.0175Moli=7Molecole di NO:X

X = 0.04Moli ; R= Costante ideale dei gas= 0.0821 ; T=0◦_{C =}

273.15◦_{K ; P=1}

V = 0.04·0.0821·273.15

1 = 0.9Litri

4.3

Dati i due equilibri ottenuti con una reazione avvenuta alla temperatura T 25◦_C S(s)+ H2(g) ⇐⇒ H2S(g)——Kp 0 = 6.1 · 105 Si(s)+ 2H2(g) ⇐⇒ SiH4(g)——Kp 00 = 7.8 · 106

Calcolare il valore di Kp a 25◦_{C per la reazione:}

Si(s)+ 2H2S(g) ⇐⇒ SiH4(g)+ 2S(s)

Sappiamo che Kp = [SiH4]

[H2S]2

Ma non a caso il numeratore e il denominatore li ritroviamo nei primi due equilibri; proceder`o in maniera molto precisa e a rilento:

Costruiamo Kp0 _{e Kp}00

Kp0 ₌ [H2S]

[H2]

Attenzione, il numeratore, in questo caso [H2S], non `e altro che il

denomi-natore di Kp.

Invertendo l’ordine dei calcoli in Kp0_{potremmo scrivere allo stesso modo che:}

[H2S] = Kp0· [H2]

Andiamo avanti:

Kp00 ₌ [SiH4]

[H2]2

(20)

Invertendo l’ordine dei calcoli anche qui otteniamo: [SiH4] = Kp00· [H2]2

Possiamo quindi riscrivere Kp nel seguente modo:

Kp = [Kp00]·[H2]2

[Kp0_]2_·[H₂_]2

Semplificando possiamo eliminare dalla faccia dell’universo gli scomodi [H2]2

tramite semplificazione. Ci rimane quindi: Kp = _[Kp[Kp000_]2]= 7.8·10 6 [6.1·105_]2=2.1 · 10−5

4.4

03 moli di CO2 vengono introdotte in un recipiente vuoto del volume V ,alla

temperatura T .si stabilisce l’equilibrio gassoso CO2 ⇐⇒ 2CO + O2 il peso

molecolare medio=37,31 e la pressione totale=2 atm noti i pesi molecolari calcolare Kp. CO2 ⇐⇒ 2CO O2 Eq: 3 − x ⇐⇒ 2x x Kp = [P O2]·[P CO]2 P CO2 = P_{[nT OT ]}[nO2] ·P2 [nCO]2 [nT OT ]2

P_{[nT OT ]}[nCO2] Dove il numero di moli totali sappiamo

che `e: nT OT = 3 − x + 2x + x semplificando si ottiene nT OT = 3 + 2x Sappiamo che il peso molecolare medio `e: P M medio = P F a(Xa)+P F b(Xb)+

P F c(Xc)... Quindi ci calcoliamo il valore di x risolvendo il Peso molecolare

medio che nella nostra situazione `e:

P Mmedio = 37.31 = 44(3−x

3+2x) + 56(3+2x2x ) + 32(3+2xx )

37.31(3 + 2x) = 132 + 44x + 112x + 32x 111.9 + 74.6x = 132 + 100x

x = 0.79

a questo punto basta sostituire la cifra 0.79 con le x per calcolare il kp. Prima di tutto semplifichiamo la formula del Kp che diventa:

= [nO2]·P 2 [nCO]2 [nT OT ]2 [nCO2] quindi Kp = x·4 4x2 [3+2x]2

3−x Trasformata la ”x“ in 0.79 ottengo che Kp = 0.168

4.5

In un recipiente di volume 5 litri inizialmente vuoto, vengono introdotte 1,00 moli di H2S, 1 moli di O2, 1 moli di SO2 e 1 moli di H2O alla temperatura

(21)

2H2S + 3O2 ⇐⇒ 2SO2+ 2H2O

e all’equilibrio sono rimaste presenti 0.6moli di H2S. Si calcoli il valore

del Kc.

Svolgimento:

costruiamo la tabella dividendo tutti i coefficienti stechiometrici per 2:

H2S 3₂O2 ⇐⇒ SO2 H2O

Eq. 1-x 1 − 3

2x 1+x 1+x

0.6 0.4 1.4 1.4

In sostanza i valori dell’ultima riga li ottengo perch´e so che 1-x=0.6 quindi x=0.4. da ci`o mi ricavo gli altri risultati e calcolo il Kc:

Kc = 1.4·1.425

(0.4₅ )32_·0.6 5

= 0.0784

(22)

(23)

Capitolo 5

Soluzioni

5.1

Calcolare il Volume in ml. di acqua da aggiungere a 1 litro di soluzione con Molarit`a pari a 0.225M per farla diventare con Molarit`a pari a 0.2M

Esercizio molto facile, la soluzione `e: V litriT OT = N moli M olaritaDesiderata

Ci manca solo da sapere a quanto corrisponde Nmoli:

Nmoli = M · V litri

Nmoli = 0.225 · 1 = 0.225moli

Ricavate le moli eseguiamo la regoletta sopra citata: V litriT OT = 0.225 0.2 =

1.125

Il volume in ml. richiesto `e semplicemente la differenza V litriT OT −V litri = 1.125 − 1 = 0.125

In ml risulta 125ml

5.2

Troviamo in questo esercizio un altro sistema per trovare il PF effettivo: I dati in nostro possesso sono i seguenti: Formula Minima= CH2 quantit`a=

15g di composto Litridi soluzione= 3

112Litri Molarit`a = 5 Come troviamo il

PF effettivo visto che nell’altro esercizio lo avevamo studiato in rapporto a un’alterazione di temperatura? Qui `e pi`u semplice:

M = N moli V = g P F V = g P F ·V In altri terminiP F = _{V ·M}g Quindi P F = 15 0.02678·5 = 112 K = 112 14 = 8 F ormulamolecolare = C8H16

(24)

CAPITOLO 5. SOLUZIONI

5.3

Una soluzione acquosa HCl di volume 300ml e molarità 0,5 viene mischiata con un’altra soluzione acquosa HCl di volume 200ml e molarità uguale a 2. Le due soluzioni mischiate hanno molalità uguale a 1,019. Calcolare la massa totale della miscela.

Abbiamo: Volume(Soluzione) e Molarit`a: possiamo ricavarci le moli del soluto: La prima soluzione: M ·V = 0.5·0.3 = 0.15mol La seconda soluzione:

M · V = 2 · 0.2 = 0.40mol

La massa complessiva consiste nella somma delle moli del primo e del secondo soluto moltiplicato per il PF: q(HCl) = n(HCl) · P F (HCl) = 0.55 · 36.46 = 20.05g

Attraverso la molalit`a possiamo trovare i Kg del solvente(cio`e dell’acqua):

n(HCl)

m =

0.55

1.019 = 0.5397Kg = 539.7g

Sommando la massa dell’acqua con la massa complessiva dei soluti, si ottiene: q(HCl) + q(acqua) = 20.05g + 539.7g = 559.75g

5.4

Una soluzione di HN O3 `e 1.2m. Calcolare i g di HNO3 contenuti in 10 ml.

della soluzione la cui densit`a `e 1.03g/ml

m = 1, 2; P F = 63 I grammi di HNO3 in un Kg di H2O sono: 63 · 1, 2 =

75.6g Moltiplichiamo per mille ovvero i Kg di acqua. gT OT = 1075.6g A questo punto trovo il volume con la seguente formula:

V olume = _DensitagT OT = 1075.6

1.03 = 1044.27l

La quantt`a in grammi `e:

g = _1044.2775,6·10 = 0.723g

5.5

La sostanza X, non ionica e non valente `e costituita da C,H,N,S, in queste percentuali:

• C = 20.34 • N = 23.75 • H = 1.6

Disciogliendo 2.75g di X in 125 ml di solvente (densit`a=1.595 g/ml, punto di ebollizione 76.80◦_{C e Keb= 5.03}◦_{C) si ottiene una soluzione che bolle a}

(25)

CAPITOLO 5. SOLUZIONI

1. Calcolare la formula molecolare di X

2. Bilanciare l’equazione in forma molecolare: X + HNO3 =⇒ CO2 +

NO + H2O + H2SO4 in cui x `e il composto molecolare calcolato nel

punto 1

1) - In base alle percentuali date mi ricavo che S = 54.31Prendendo in considerazione 10 grammi di composto moltiplico tutto per 10, ottengo un peso in grammi per ogni elemento e dividendolo per la propria massa atomica ricavo il numero delle moli. Ne risulter`a che tutti gli elementi hanno un numero di mole ”quasi“ identico ovvero: 0.16

Da ci`o ricaviamo che la formula minima ha solo 1 atomo per ogni elemento:

C1H1M1S1

Adesso arriva il bello:

In base ai dati che abbiamo, possiamo ricavare il PF effettivo tramite la formula:

P F ef f ettivo = _{∆T ·Kgsolvente}Keb·g

Keb = 5.03 , g = 2.75 , ∆T = 77.19 − 76.8 = 0.39 , Kgsolvente = _densitag·L =

2.75∗0.125 1.595 = 0.2155 P F ef f ettivo = 5.03∗2.75 0.39∗0.2155 = 13.83 0.084 = 164.67

Dividiamo il PFeffettivo per il Pfminimo e otteniamo il coefficiente K

K = 164.67

59 = 2, 8

2,8 `e all’incirca 3, quindi moltiplichiamo per 3 gli atomi di ogni elemento della formula minima e otteniamo la formula molecolare:

C3H3N3S3

2

-Per il secondo punto dell’esercizio viene riportata solo la soluzione

(26)

(27)

Capitolo 6

Propriet`

a colligative

6.1

10 grammi di un composto viene disciolto in 168,92g di H2O provocando una

variazione di T. pari a 0.25degC. Sapendo che Keb = 2.5 e che i composti sono cos`ı in relazione tra loro:

1g C ; 0.17g H ; 0.89g O

Calcolare La formula molecolare.

Iniziamo a calcolare le moli col solito sistema g P F

Sappiamo cosi che : le moli di composti sono:

C = 0.08; H = 0.17; O = 0.055

Dividiamo le moli per il numero pi`u piccolo:

C 0.08

0.055H0.0550.17O0.0550.055

Otteniamo cos`ı:

C1,45H3O1

1, 45 ˜A¨ pari a 3

2 moltiplichiamo tutti i membri per 2. Abbiamo trovato la

seguente formula minima:

C3H6O2

Per trovare la formula molecolare(quella completa) possiamo dividere il PFef-fettivo (che dobbiamo ancora vedere) per il PFminimo, facilmente calcolabile. Ne verr`a fuori un coefficiente K che bisogner`a moltiplicare per tutti gli atomi del composto; ma andiamo avanti...

P F minimo = 36 + 6 + 32 = 74 P F ef f ettivo = _{∆T ·KgH}Keb·g₂_O

P F ef f ettivo = _{0.25·0.16892}2,5·10 = 592.41

A questo punto torniamo al coefficiente K

K = P F ef f ettivo

P F minimo ovvero K =

592.41 74 = 8

(28)

CAPITOLO 6. PROPRIET `A COLLIGATIVE

Moltiplichiamo per 8 tutti gli atomi presenti in C3H6O2 e otteniamo la

For-mula chimica ( o molecolare):

(29)

Ringraziamenti

Il documento `e stato steso con il contributo di (in ordine alfabetico) Alon

∼*dk05*∼

Dottor P++ Kanguro